Química

Problemas estequiométricos de masa y volumen: 10 ejercicios resueltos

Una ecuación química funciona como una receta: antes de calcular gramos o litros hay que traducir el dato a moles y leer la proporción entre sustancias.

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Editorial Ejemplode 9 min Revisado editorialmente
Respuesta rápida

Los problemas estequiométricos se resuelven con una ruta estable: balancear la ecuación, convertir el dato a moles, aplicar la razón molar y transformar los moles obtenidos a la unidad solicitada.

    Una situación concreta antes de calcular

    Los problemas estequiométricos se resuelven con una ruta estable: balancear la ecuación, convertir el dato a moles, aplicar la razón molar y transformar los moles obtenidos a la unidad solicitada.

    dato → moles → razón de coeficientes → moles buscados → unidad final

    Comparación rápida

    CriterioQué significaPrecaución
    Idea centralla razón molar procede siempre de una ecuación balanceadaNo omitir unidades.
    Contrasteuna proporción molar no es automáticamente una proporción de masas ni de volúmenesNo intercambiar magnitudes.
    Condiciónlos volúmenes de gases requieren temperatura y presión; aquí se usa gas ideal cuando se indicaDeclarar supuestos.
    Diagrama de Problemas estequiométricos de masa y volumen.
    El diagrama organiza la ruta de razonamiento antes de los ejemplos.

    Relación con la familia

    Este tema pertenece a Estequiometría y cantidad de sustancia. Continúa con principio de estequiometría, compáralo con balanceo por tanteo y amplía con concentración y análisis químico.

    10 ejemplos explicados paso a paso

    Cada solución avanza de la situación concreta a la interpretación del resultado. Comprueba los datos, las unidades y el sentido de la conclusión antes de continuar.

    1

    1. Formación de agua: masa–masa

    36.03 g de H₂O.

    Problema: Resolver o interpretar el caso con unidades, condiciones y una conclusión física o química comprensible.

    1. Problema y datos: 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O; 4.032 g de H₂; M(H₂)=2.016 g/mol; M(H₂O)=18.015 g/mol
    2. Principio: dato → moles → razón de coeficientes → moles buscados → unidad final
    3. Aplicación: n(H₂)=4.032/2.016=2.000 mol; la razón H₂:H₂O es 2:2, por tanto se forman 2.000 mol de H₂O.
    4. Cálculo: m(H₂O)=2.000×18.015=36.03 g.
    5. Resultado: 36.03 g de H₂O.
    6. Interpretación: El resultado conserva la proporción molar 1:1 entre H₂ y H₂O; se supone O₂ suficiente y rendimiento teórico.
    2

    2. Descomposición del carbonato de calcio: masa–masa

    56.08 g de CaO.

    Problema: Resolver o interpretar el caso con unidades, condiciones y una conclusión física o química comprensible.

    1. Problema y datos: CaCO₃ → CaO + CO₂; 100.09 g de CaCO₃; M(CaCO₃)=100.09 g/mol; M(CaO)=56.08 g/mol
    2. Principio: dato → moles → razón de coeficientes → moles buscados → unidad final
    3. Aplicación: 100.09 g representan 1.000 mol de CaCO₃ y la ecuación indica 1 mol de CaO por 1 mol de CaCO₃.
    4. Cálculo: m(CaO)=1.000×56.08=56.08 g.
    5. Resultado: 56.08 g de CaO.
    6. Interpretación: El resto de la masa aparece en el CO₂; no se espera que la masa de un solo producto iguale la del reactivo.
    3

    3. Producción de óxido de hierro(III): masa–masa

    15.97 g de Fe₂O₃.

    Problema: Resolver o interpretar el caso con unidades, condiciones y una conclusión física o química comprensible.

    1. Problema y datos: 4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃; 11.17 g Fe; M(Fe)=55.845 g/mol; M(Fe₂O₃)=159.69 g/mol
    2. Principio: dato → moles → razón de coeficientes → moles buscados → unidad final
    3. Aplicación: n(Fe)=11.17/55.845=0.2000 mol; la razón 4:2 convierte 0.2000 mol Fe en 0.1000 mol Fe₂O₃.
    4. Cálculo: m(Fe₂O₃)=0.1000×159.69=15.97 g.
    5. Resultado: 15.97 g de Fe₂O₃.
    6. Interpretación: La masa aumenta porque el producto incorpora oxígeno del reactivo que se supone en exceso.
    4

    4. Síntesis de amoniaco: masa–masa

    8.516 g de NH₃.

    Problema: Resolver o interpretar el caso con unidades, condiciones y una conclusión física o química comprensible.

    1. Problema y datos: N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃; 7.004 g N₂; M(N₂)=28.014 g/mol; M(NH₃)=17.031 g/mol
    2. Principio: dato → moles → razón de coeficientes → moles buscados → unidad final
    3. Aplicación: n(N₂)=7.004/28.014=0.2500 mol; por la razón 1:2 se obtienen 0.5000 mol de NH₃.
    4. Cálculo: m(NH₃)=0.5000×17.031=8.516 g.
    5. Resultado: 8.516 g de NH₃.
    6. Interpretación: La masa adicional procede del H₂, supuesto suficiente; es un rendimiento máximo teórico.
    5

    5. Hidrógeno producido por zinc: masa–volumen

    2.447 L de H₂ ideal a 25 °C y 1.00 atm.

    Problema: Resolver o interpretar el caso con unidades, condiciones y una conclusión física o química comprensible.

    1. Problema y datos: Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂; 6.538 g Zn; 25 °C y 1.00 atm; M(Zn)=65.38 g/mol
    2. Principio: dato → moles → razón de coeficientes → moles buscados → unidad final
    3. Aplicación: n(Zn)=0.1000 mol y la razón Zn:H₂ es 1:1, así que n(H₂)=0.1000 mol.
    4. Cálculo: V=nRT/P=0.1000×0.082057×298.15/1.00=2.447 L.
    5. Resultado: 2.447 L de H₂ ideal a 25 °C y 1.00 atm.
    6. Interpretación: El volumen no es universal: cambiaría si cambian la temperatura o la presión.
    6

    6. Dióxido de carbono a partir de carbonato: masa–volumen

    1.223 L de CO₂ ideal.

    Problema: Resolver o interpretar el caso con unidades, condiciones y una conclusión física o química comprensible.

    1. Problema y datos: CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + CO₂ + H₂O; 5.0045 g CaCO₃; 25 °C y 1.00 atm
    2. Principio: dato → moles → razón de coeficientes → moles buscados → unidad final
    3. Aplicación: n(CaCO₃)=5.0045/100.09=0.05000 mol; la razón con CO₂ es 1:1.
    4. Cálculo: V(CO₂)=0.05000×0.082057×298.15=1.223 L.
    5. Resultado: 1.223 L de CO₂ ideal.
    6. Interpretación: Es un volumen teórico; el gas real y las condiciones experimentales pueden producir diferencias.
    7

    7. Oxígeno por descomposición de clorato: masa–volumen

    3.670 L de O₂ ideal.

    Problema: Resolver o interpretar el caso con unidades, condiciones y una conclusión física o química comprensible.

    1. Problema y datos: 2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂; 12.26 g KClO₃; M=122.55 g/mol; 25 °C y 1.00 atm
    2. Principio: dato → moles → razón de coeficientes → moles buscados → unidad final
    3. Aplicación: n(KClO₃)=0.1000 mol; la razón 2:3 produce 0.1500 mol O₂.
    4. Cálculo: V(O₂)=0.1500×0.082057×298.15=3.670 L.
    5. Resultado: 3.670 L de O₂ ideal.
    6. Interpretación: El factor 3/2 se aplica a moles; solo después se convierten los moles de gas en volumen.
    8

    8. Vapor de agua desde hidrógeno: volumen–volumen

    10.0 L de H₂O(g).

    Problema: Resolver o interpretar el caso con unidades, condiciones y una conclusión física o química comprensible.

    1. Problema y datos: 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(g); 10.0 L H₂; misma temperatura y presión; O₂ suficiente
    2. Principio: dato → moles → razón de coeficientes → moles buscados → unidad final
    3. Aplicación: A igual temperatura y presión, los volúmenes de gases ideales siguen la razón de coeficientes 2:2.
    4. Cálculo: V(H₂O)=10.0 L×(2/2)=10.0 L.
    5. Resultado: 10.0 L de H₂O(g).
    6. Interpretación: La relación solo vale si el agua permanece gaseosa y se comparan todos los volúmenes en las mismas condiciones.
    9

    9. Amoniaco desde nitrógeno: volumen–volumen

    12 L de NH₃(g).

    Problema: Resolver o interpretar el caso con unidades, condiciones y una conclusión física o química comprensible.

    1. Problema y datos: N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g); 6.0 L N₂; misma temperatura y presión; H₂ suficiente
    2. Principio: dato → moles → razón de coeficientes → moles buscados → unidad final
    3. Aplicación: La razón entre N₂ y NH₃ es 1:2 para gases comparados en las mismas condiciones.
    4. Cálculo: V(NH₃)=6.0×(2/1)=12 L.
    5. Resultado: 12 L de NH₃(g).
    6. Interpretación: No se usaron masas porque la pregunta y los datos son volúmenes de gases bajo condiciones comunes.
    10

    10. Combustión de metano: volumen–volumen

    Se requieren 10 L de O₂ y se forman 5.0 L de CO₂.

    Problema: Resolver o interpretar el caso con unidades, condiciones y una conclusión física o química comprensible.

    1. Problema y datos: CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g); 5.0 L CH₄; misma temperatura y presión
    2. Principio: dato → moles → razón de coeficientes → moles buscados → unidad final
    3. Aplicación: La ecuación exige 2 volúmenes de O₂ y produce 1 volumen de CO₂ por cada volumen de CH₄.
    4. Cálculo: O₂=5.0×2=10 L; CO₂=5.0×1=5.0 L.
    5. Resultado: Se requieren 10 L de O₂ y se forman 5.0 L de CO₂.
    6. Interpretación: El volumen del agua no se incluye si se condensa; la fase y las condiciones deben declararse.

    Ahora te toca a ti

    Ejercicio 1

    Repite «Descomposición del carbonato de calcio: masa–masa» cambiando el dato inicial en una proporción sencilla. ¿Qué pasos y unidades debes conservar?

    Comprobar respuesta

    Respuesta: 56.08 g de CaO.

    La respuesta de referencia muestra la ruta; al cambiar el dato se debe mantener el mismo principio y volver a interpretar el resultado. El resto de la masa aparece en el CO₂; no se espera que la masa de un solo producto iguale la del reactivo.

    Ejercicio 2

    Repite «Síntesis de amoniaco: masa–masa» cambiando el dato inicial en una proporción sencilla. ¿Qué pasos y unidades debes conservar?

    Comprobar respuesta

    Respuesta: 8.516 g de NH₃.

    La respuesta de referencia muestra la ruta; al cambiar el dato se debe mantener el mismo principio y volver a interpretar el resultado. La masa adicional procede del H₂, supuesto suficiente; es un rendimiento máximo teórico.

    Ejercicio 3

    Repite «Dióxido de carbono a partir de carbonato: masa–volumen» cambiando el dato inicial en una proporción sencilla. ¿Qué pasos y unidades debes conservar?

    Comprobar respuesta

    Respuesta: 1.223 L de CO₂ ideal.

    La respuesta de referencia muestra la ruta; al cambiar el dato se debe mantener el mismo principio y volver a interpretar el resultado. Es un volumen teórico; el gas real y las condiciones experimentales pueden producir diferencias.

    Ejercicio 4

    Repite «Vapor de agua desde hidrógeno: volumen–volumen» cambiando el dato inicial en una proporción sencilla. ¿Qué pasos y unidades debes conservar?

    Comprobar respuesta

    Respuesta: 10.0 L de H₂O(g).

    La respuesta de referencia muestra la ruta; al cambiar el dato se debe mantener el mismo principio y volver a interpretar el resultado. La relación solo vale si el agua permanece gaseosa y se comparan todos los volúmenes en las mismas condiciones.

    Ejercicio 5

    Repite «Combustión de metano: volumen–volumen» cambiando el dato inicial en una proporción sencilla. ¿Qué pasos y unidades debes conservar?

    Comprobar respuesta

    Respuesta: Se requieren 10 L de O₂ y se forman 5.0 L de CO₂.

    La respuesta de referencia muestra la ruta; al cambiar el dato se debe mantener el mismo principio y volver a interpretar el resultado. El volumen del agua no se incluye si se condensa; la fase y las condiciones deben declararse.

    Errores frecuentes

    Error: Aplicar directamente los coeficientes a gramos o litros sin comprobar las condiciones.

    Corrección: Aplicar primero el criterio: la razón molar procede siempre de una ecuación balanceada.

    La operación debe conservar sustancias, unidades y significado.

    Error: Usar una ecuación sin balancear.

    Corrección: Comprobar el número de átomos de cada elemento antes de calcular.

    Solo una ecuación balanceada proporciona razones estequiométricas válidas.

    Error: Sustituir números sin escribir unidades.

    Corrección: Mantener las unidades en cada factor y verificar que se cancelen correctamente.

    Las unidades revelan conversiones omitidas o incompatibles.

    Error: Redondear en cada paso intermedio.

    Corrección: Conservar cifras adicionales y redondear el resultado final según los datos.

    El redondeo temprano puede alterar de forma visible la respuesta.

    Error: Presentar el número final sin decir qué significa.

    Corrección: Cerrar con sustancia, entidad, condiciones y límite del modelo.

    Los volúmenes de gases requieren temperatura y presión; aquí se usa gas ideal cuando se indica.

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    Pregunta 1 de 10

    ¿Qué resultado corresponde a «Formación de agua: masa–masa»?

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    Cómo citar este artículo

    Editorial Ejemplode. (2026, 9 de agosto). Problemas estequiométricos de masa y volumen: 10 ejercicios resueltos. https://www.ejemplode.com/quimica/problemas-estequiometricos-de-masa-y-volumen/

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